Константа на киселинна дисоциация

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене

За една киселина HA, която дисоциира до протон H+ и анион A- по уравнението

HA \rightleftharpoons H^+ + A^-

константата на киселинна дисоциация Ka е дефинирана по следния начин:

K_a = \frac {[H^+][A^-]}{[HA]}

където с квадратни скоби се означава моларната концентрация на съответния компонент/йон. Колкото по-голяма е стойността на Ka, толкова по-силна е киселината и толкова по-голяма е степента на дисоциация α. Стойностите на Ka са обикновено много малки, и освен това се различават за различните киселини често с няколко порядъка. Затова, по аналогия с водородния показател pH, се дефинира pKa като отрицателен десетичен логаритъм от стойността на Ka

 pK_a = - \log_{10}  { \left ( K_a \right )}

По-ниските стойности на pKa показват по-силна киселина. По подобен начин за основи може да се дефинира константата KbpKb), която обаче се използва рядко, защото стойността ѝ може да се изчисли ако се познава Ka (pKa). Във водни разтвори двете константи са свързани чрез йонното произведение на водата Kw (pKw)

 K_a \cdot K_b = K_w \approx 10^{-14}\  \left [ \frac {mol^2}{l^2} \right ]

pK_a + pK_b = pK_w \approx 14

Познаването на pKa е важно при разжлеждането на равновесия, включващи киселини и основи. Пример: Константата на киселинна дисоциация има значение при определянето на pH на разтвори на слаби киселини, соли на слаби киселини със силни основи, буферни разтвори и др.